2019高考化學(xué) 第8章（水溶液中的離子平衡）第2節(jié) 水的電離和溶液的酸堿性 考點（2）溶液的酸堿性和pH講與練（含解析）.doc

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第八章　水溶液中的離子平衡 李仕才 考點二　溶液的酸堿性和pH 　　　　　　　　　　　　　　 1．溶液的酸堿性 溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小 2.pH (1)定義：pH＝－lgc(H＋)。 (2)適用范圍：通常應(yīng)用于c(H＋)、c(OH－)都較小的稀溶液，小于1 mol/L。 (3)表示意義：溶液酸性越強，c(H＋)越大，pH越小； 溶液堿性越強，c(H＋)越小，pH越大。 3．pH的測量方法 (1)酸堿指示劑法 取待測液滴加酸堿指示劑，通過觀察溶液顏色的變化來確定溶液的酸堿性。常用的酸堿指示劑有石蕊、甲基橙、酚酞試液。其顏色變化及pH變色范圍： (2)pH試紙法 把小片試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液滴在干燥的pH試紙的中部，觀察變化穩(wěn)定后的顏色，與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對比即可確定溶液的pH。 (3)pH計法 用儀器精確測量溶液的pH。 判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“”) 1．任何溫度下，利用H＋和OH－濃度的相對大小均可判斷溶液的酸堿性。(　√　) 2．某溶液的c(H＋)>10－7 molL－1，則該溶液呈酸性。(　　) 3．用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，一定會使結(jié)果偏低。(　　) 4．一定溫度下，pH＝a的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1。(　　) 5．25 ℃時，pH＝4.5的番茄汁中c(H＋)是pH＝6.5的牛奶中c(H＋)的2倍。(　　) 6．25 ℃時，某溶液中水電離出的c(H＋)＝10－13，則該溶液的pH一定為13。(　　) 7．常溫下，pH＝3的鹽酸和pH＝12的NaOH溶液等體積混合所得溶液呈堿性。(　√　) 8．25 ℃時，pH＝2的CH3COOH和pH＝12的NaOH溶液等體積混合所得溶液呈中性。(　　) 9．25 ℃時，pH＝2的鹽酸和pH＝12的氨水等體積混合所得溶液呈酸性。(　　) 1．pH范圍在0～14之間，pH＝0的溶液并非沒有H＋，而是c(H＋)＝1 molL－1；pH＝14的溶液并非沒有OH－，而是c(OH－)＝1 molL－1。 2．溶液顯酸堿性的實質(zhì)是溶液中c(H＋)與c(OH－)的相對大小。利用c(H＋)大于、小于或等于110－7 molL－1或pH大于、小于或等于7來判斷溶液的酸堿性，利用pH判斷前提條件是在常溫下。 3．使用pH試紙測溶液pH時用蒸餾水潤濕相當(dāng)于將待測液稀釋。 4．不能用pH試紙測定“漂白性”溶液的pH。 5．使用pH試紙測溶液的pH，讀數(shù)只讀取整數(shù)，如pH＝2。 6．室溫下，已知酸和堿pH之和的溶液等體積混合酸堿性分析 (1)兩強混合： ①若pH之和等于14，則混合后溶液顯中性，pH＝7。 ②若pH之和大于14，則混合后溶液顯堿性，pH>7。 ③若pH之和小于14，則混合后溶液顯酸性，pH<7。 (2)一強一弱混合——“誰弱顯誰性”。 pH之和等于14時，一元強酸和一元弱堿等體積混合呈堿性；一元強堿和一元弱酸等體積混合呈酸性。 溶液的酸堿性與pH 1．下列溶液一定呈中性的是(　　) A．c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 molL－1的溶液 B．pH＝7的溶液 C．使石蕊試液呈紫色的溶液 D．酸與堿恰好完全反應(yīng)生成正鹽的溶液 解析：溶液呈中性，則c(H＋)＝c(OH－)，A正確；和常溫時相比，如果升高溫度，水的Kw增大，pH＝7的溶液則會顯堿性，B錯誤；常溫下在pH＝5～8的溶液中石蕊均顯紫色，所以C項中溶液可顯酸性或堿性；D項中生成的正鹽如果能夠水解，溶液有可能不呈中性。 答案：A 2．下列敘述正確的是(　　) A．無論是純水，還是酸性、堿性或中性稀溶液，在常溫下，其c(H＋)c(OH－)＝110－14 B．c(H＋)＝110－7 molL－1的溶液一定是中性溶液 C．0.2 molL－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)是0.1 molL－1 CH3COOH溶液中的c(H＋)的2倍 D．任何濃度的溶液都可以用pH來表示其酸性的強弱 解析：B項，沒有指明溫度，所以c(H＋)＝10－7 molL－1的溶液不一定是中性溶液；C項，對于弱電解質(zhì)，濃度越大，電離程度越小，所以0.2 molL－1 CH3COOH溶液中c(H＋)小于0.1 molL－1 CH3COOH溶液中c(H＋)的2倍；D項H＋濃度大于1 molL－1或OH－濃度大于1 molL－1的溶液一般不用pH表示。 答案：A 3．常溫下，下列敘述不正確的是(　　) A．c(H＋)>c(OH－)的溶液一定顯酸性 B．pH＝3的弱酸溶液與pH＝11的強堿溶液等體積混合后溶液呈酸性 C．pH＝5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，稀釋后c(SO)與c(H＋)之比約為1∶10 D．中和10 mL 0.1 molL－1醋酸與100 mL 0.01 molL－1醋酸所需NaOH的物質(zhì)的量不同 解析：B項，pH＝3的弱酸溶液與pH＝11的強堿溶液等體積混合，弱酸濃度大，有大量剩余，反應(yīng)后溶液顯酸性。C項，pH＝5的硫酸溶液稀釋到原來的500倍，則溶液接近于中性，c(H＋)約為10－7 molL－1，c(SO)＝10－5/(2500)＝10－8 molL－1，則c(SO)∶c(H＋)＝1∶10。D項，兩份醋酸的物質(zhì)的量相同，則所需NaOH的物質(zhì)的量相同，錯誤。 答案：D 4．下列說法正確的是(　　) A．酸式滴定管和量筒都沒有“0”刻度線 B．使用pH試紙時，不能潤濕，否則一定會使測定結(jié)果不準(zhǔn)確 C．若用水潤濕過的pH試紙去測pH相等的H2SO4和H3PO4，H3PO4的誤差更大 D．pH試紙在酸性較強的環(huán)境中顯紅色，在堿性較強的環(huán)境中顯藍(lán)色 解析：酸式滴定管有“0”刻度線，A項錯誤；pH試紙不能潤濕，若溶液呈酸性或堿性，測定結(jié)果一定有誤差，若呈中性，無誤差，B項錯誤；由于H3PO4是弱酸，H2SO4是強酸，稀釋相同倍數(shù)后，H3PO4的pH增加的比H2SO4小，所以H2SO4的誤差大，C項錯誤。 答案：D 5．已知溫度T時水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下，將濃度為a molL－1的一元酸HA與b molL－1的一元堿BOH等體積混合?？膳卸ㄔ撊芤撼手行缘囊罁?jù)是(　　) A．a(chǎn)＝b B．混合溶液的pH＝7 C．混合溶液中，c(H＋)＝ molL－1 D．混合溶液中，c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－) 解析：A.a＝b，則二者恰好中和，但反應(yīng)生成的鹽的種類不能確定，酸堿性也不能確定，錯誤；B.由于水的電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度沒有指明是室溫，所以混合溶液的pH＝7不能確定溶液呈中性，錯誤；C.由于c(H＋)c(OH－)＝Kw，若混合溶液中，c(H＋)＝ molL－1，則c(H＋)＝c(OH－)，溶液呈中性，正確；D.根據(jù)電荷守恒，混合溶液中始終存在c(H＋)＋c(B＋)＝c(OH－)＋c(A－)，錯誤。 答案：C 6．在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后pH一定小于7的是(　　) A．pH＝3的硝酸跟pH＝11的氫氧化鉀溶液 B．pH＝3的鹽酸跟pH＝11的氨水 C．pH＝3的硫酸跟pH＝11的氫氧化鈉溶液 D．pH＝3的醋酸跟pH＝11的氫氧化鋇溶液 解析：pH＝3的硝酸中c(H＋)＝110－3 mol/L，pH＝11的氫氧化鉀溶液中c(OH－)＝110－3 mol/L，在室溫下等體積混合后，pH＝7，故A錯誤；pH＝3的鹽酸中c(H＋)＝110－3 mol/L，pH＝11的氨水中c(OH－)＝110－3 mol/L，則在室溫下等體積混合后，氨水過量，pH>7，故B錯誤；pH＝3的硫酸中c(H＋)＝110－3 mol/L，pH＝11的氫氧化鈉溶液中c(OH－)＝110－3 mol/L，在室溫下等體積混合后，pH＝7，故C錯誤；pH＝3的醋酸c(H＋)＝110－3 mol/L，pH＝11的氫氧化鋇溶液中c(OH－)＝110－3 mol/L，由于醋酸為弱酸，c(CH3COOH)>110－3 mol/L，則在室溫下等體積混合后，醋酸過量，pH<7，故D正確。 答案：D 7．下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù)： 溫度(℃) 25 t1 t2 水的離子積常數(shù) 110－14 α 110－12 試回答下列問題： (1)若25”“<”或“＝”)110－14，作出此判斷的理由是_____________________________________________ ____________________________________________________________________________________________。 (2)在t1時，測得純水中的c(H＋)＝2.410－7 molL－1，則c(OH－)為________。該溫度下，測得某H2SO4溶液中c(SO)＝510－6 molL－1，該溶液中c(OH－)＝________molL－1。 (3)t2 ℃下，①0.01 molL－1的氫氧化鈉溶液的pH＝________。 ②若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸的pH數(shù)值pH1與強堿的pH數(shù)值pH2之間應(yīng)滿足的關(guān)系是________。 解析：(1)水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離吸熱。所以溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大；(2)水電離出的氫離子濃度和氫氧根離子濃度相同，某溫度下純水中的c(H＋)＝2.410－7 molL－1，則此時純水中的c(OH－)＝2.410－7 molL－1，該溫度下，某H2SO4溶液中c(SO)＝510－6 molL－1，則溶液中氫離子濃度是110－5 molL－1，c(OH－)＝＝5.7610－9 molL－1；(3)t2溫度下水的離子積常數(shù)是110－12，①0.01 molL－1的氫氧化鈉溶液的c(H＋)＝110－12/0.01＝10－10，則pH＝10；②設(shè)強酸的pH＝a，強堿的pH＝b，由t2 ℃時，若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，即n(H＋)＝n(OH－)，則1010－a＝110b－12,101－a＝10b－12，即1－a＝b－12，則a＋b＝13，即pH(酸)＋pH(堿)＝13。 答案：(1)>　水的電離是吸熱過程，升高溫度，平衡向電離的方向移動，c(H＋)增大，c(OH－)增大，Kw＝c(H＋)c(OH－)，Kw增大 (2)2.410－7 molL－1　5.7610－9 molL－1 (3)①10?、趐H1＋pH2＝13 　 pH的計算 1 有關(guān)pH計算的一般思維模型 關(guān)于溶液pH的計算是高考中的重要題型，主要包含直接求溶液的pH、求酸或堿溶液的濃度、所需酸或堿的體積等，無論以哪一種形式出現(xiàn)，均可按照以下方法求解。 特別提示：利用c(H＋)＝求pH時，要注意溫度是否是25 ℃，Kw是否是1.010－14。 2 計算方法 (1)單一溶液pH計算 (2)混合溶液pH計算 (3)溶液稀釋時pH的計算 提醒：表中a＋n<7，b－n>7。 (4)酸堿等體積混合后溶液酸堿性的判斷 將強酸、強堿溶液以某體積之比混合，若混合液呈中性，則c(H＋)∶c(OH－)、V堿∶V酸、pH酸＋pH堿有如下規(guī)律(25 ℃)：因c(H＋)酸V酸＝c(OH－)堿V堿，故有＝。在堿溶液中c(OH－)堿＝，將其代入上式得c(H＋)酸c(H＋)堿＝，兩邊取負(fù)對數(shù)得pH酸＋pH堿＝14－lg。現(xiàn)舉例如下： 1．求下列溶液的pH(常溫條件下)(已知lg2＝0.3)： (1)0.005 molL－1的H2SO4溶液________。 (2)0.001 molL－1的NaOH溶液________。 (3)pH＝2的鹽酸與等體積的水混合________。 (4)pH＝2的鹽酸加水稀釋到1 000倍________。 (5)已知CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.810－5,0.1 molL－1的CH3COOH溶液________。 (6)0.1 molL－1 NH3H2O溶液NH3H2O的電離度為α＝1%，電離度＝100%________。 (7)將pH＝3的HCl與pH＝3的H2SO4等體積混合________。 (8)將pH＝8的NaOH與pH＝10的NaOH溶液等體積混合________。 (9)常溫下，將pH＝5的鹽酸與pH＝9的NaOH溶液以體積比11∶9混合________。 解析：(5)　　　CH3COOHCH3COO－＋H＋ c初始/molL－1 0.1 0 0 c電離/molL－1 c(H＋) c(H＋) c(H＋) c平衡/molL－1 0.1－c(H＋) c(H＋) c(H＋) 則Ka＝＝1.810－5，解得c(H＋)≈1.310－3 molL－1，所以pH＝－lgc(H＋)＝－lg(1.310－3)≈2.9。 (6)　　 　　　NH3H2OOH－?。H 　c初始/molL－1 0.1 0 0 　c電離/molL－1 0.11% 0.11% 0.11% 則c(OH－)＝0.11% molL－1＝10－3 molL－1，c(H＋)＝＝ molL－1＝10－11 molL－1，所以pH＝11。 (8)將pH＝8的NaOH溶液與pH＝10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中c(H＋)很明顯可以根據(jù)pH來算，可以根據(jù)經(jīng)驗公式來求算pH＝10－lg2(即0.3)，所以答案為9.7。 (9)pH＝5的鹽酸溶液中c(H＋)＝10－5 molL－1，pH＝9的NaOH溶液中c(OH－)＝10－5 molL－1，兩者以體積比11∶9混合，則酸過量，混合液的pH小于7。c(H＋)＝ ＝1.010－6 molL－1，pH＝－lg(1.010－6)＝6。 答案：(1)2　(2)11　(3)2.3　(4)5　(5)2.9　(6)11 (7)3　(8)9.7　(9)6 2．(1)體積相同，濃度均為0.2 molL－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋10倍，溶液的pH分別變成m和n，則m與n的關(guān)系為________。 (2)體積相同，濃度均為0.2 molL－1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關(guān)系為________。 (3)體積相同，pH均等于1的鹽酸和CH3COOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成3，則m與n的關(guān)系為________。 (4)體積相同，pH均等于13的氨水和NaOH溶液，分別加水稀釋m倍、n倍，溶液的pH都變成9，則m與n的關(guān)系為________。 答案：(1)mn　(3)mn 3．在某溫度時，測得0.01 molL－1的NaOH溶液的pH＝11。 (1)該溫度下水的離子積常數(shù)Kw＝________。 (2)在此溫度下，將pH＝a的NaOH溶液Va L與pH＝b的硫酸Vb L混合。 ①若所得混合液為中性，且a＝12，b＝2，則Va∶Vb＝________。 ②若所得混合液為中性，且a＋b＝12，則Va∶Vb＝________。 解析：(1)由題意知，溶液中c(H＋)＝10－11 molL－1，c(OH－)＝0.01 molL－1，故Kw＝c(H＋)c(OH－)＝10－13。 (2)①根據(jù)中和反應(yīng)：H＋＋OH－===H2O。 c(H＋)Vb＝c(OH－)Va 10－2Vb＝10－13/10－12Va ＝＝1∶10。 ②根據(jù)中和反應(yīng)H＋＋OH－===H2O c(H＋)Vb＝c(OH－)Va 10－bVb＝10－13/10－aVa ＝＝1013－(a＋b)＝10，即Va∶Vb＝10∶1。 答案：(1)10－13　(2)①1∶10　②10∶1 4．常溫下，有pH為12的NaOH溶液100 mL，欲將其pH變?yōu)?1，采取下列三種措施(忽略混合過程中溶液體積的變化)，請回答有關(guān)問題： (1)若加水，應(yīng)加入________mL。 (2)若用pH＝10的NaOH溶液，應(yīng)加入________mL。 (3)若用pH＝2的鹽酸，應(yīng)加入________mL。 解析：(1)將堿稀釋10倍即可使pH降低1個單位，故需將溶液的總體積擴大到1 000 mL，加入900 mL水。(2)計算出氫氧根離子濃度的變化，設(shè)加入pH＝10的NaOH溶液x mL，則＝110－3，解得x＝1 000。(3)堿有剩余，設(shè)加入pH＝2的鹽酸y mL，根據(jù)過量計算，＝110－3，解得y＝81.8。 答案：(1)900　(2)1 000　(3)81.8